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Sagot :
Resposta:
A - 3,7447
B - 7,74
C - 11
Explicação:
A - Adição de 17,5 mL
O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 17,5mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L
[OH-] = 0,150M = mol/0,0175L = 0,002526mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
Caracterizando uma reação de neutralização
HCOOH + OH- → H2O + HCOO-
Em mol 0,00525 + 0,002625 → 0 + 0
0,002625 + 0,002625
Resultando 0,002625 + 0 → 0 + 0,002625mol
Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,0175Lde KOH = 0,0525L
Para descobrir a concentração de ácido e de ions:
[HCOOH] = 0,002625/0,0525 = 0,005M
[HCOO-] = 0,002625/0,0525 = 0,005M
Caracterizando uma solução-tampão
Utilizamos então a equação de henderson-hasselbalch
pH = pKa + Log [A-]/[HA]
SE pKa = - Log Ka
Pka = - Log 1,80 x 10-4
pKa = 3,7447 então
pH = 3,7447 + Log 0,005/0,005
pH = 3,7447 + Log 1
pH = 3,7447, pH da solução de 35mL de HCOOH + 17mL de KOH
B - Adição de 35 mL
Objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L
[OH-] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
Temos a seguinte reação
HCOOH + OH- → H2O + HCOO-
Em mol 0,00525 + 0,00525 → 0 + 0
0,00525 + 0,00525
Resultando 0 + 0 → 0 + 0,00525mol
Em volumes 0,035L de HCOOH + 0,035Lde KOH = 0,07L
Como a nossa base neutralizou todo o ácido precisamos descobrir a concentração de ions em ponto de equivalência
[HCOO-] = 0,00525/0,07 = 0,075M esses ions reagem com a água, então
Equilibrando a equação HCOO- + H2O ⇄ HCOOH + OH-
Inicial 0,00525 0 0 0
Durante a mudança -X +X +X
Em equilíbrio 0,00525 -X X X
Kb = (X.X)/0,00525-X Sendo x ≅ 0 e podendo ser desprezado
Ka . Kb = 1,0 x 10-14
1,80 x 10-4 . Kb = 1,0 x 10-14
Kb =5,6 x 10-11
5,6 x 10-11 = X2/0,00525
X = √ 2,94 x 10 -13
X = 5,42 x 10-7 [OH-]
Se pOH = Log [OH-]
pOH = Log [ 5,42 x 10-7]
pOH = 6,266 e
Se pH + pOH = 14
pH + 6,266 = 14
pH = 14 – 6,266
pH = 7,74, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35mL de KOH
C – Adição de 35,5 mL
O objetivo é descobrir o pH da solução após adição de 35,5mL de 0,150M de KOH;
Então calcularemos quantos mols de base será adicionado:
Como KOH é uma base forte, a concentração de KOH é igual à concentração de ions hidróxidos de OH-
Sendo M = mol/L
[OH-] = 0,150M = mol/0,0355L = 0,005325mol OH-
Calcularemos também a concentração do ácido antes da adição
[HCOOH] = 0,150M = mol/0,035L = 0,00525mol HCOOH
E volumes 0,035L de HCOOH + 0,0355Lde KOH = 0,075L
Se 0,00525 mol de OH- neutralizam todo o HCOOH e eu tenho 0,005325 mol de OH-, temos 0,000075 mol de OH- sobrando
Assim [OH-] = 0,000075/0,075
[OH-] = 0,001
pOH = - Log [OH-]
pOH = - Log 0,001
pOH = 3
Se pH + pOH = 14
pH = 14 – 3
pH = 11, pH da solução de 35mL de HCOOH + 35,5mL de KOH
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